Нейтрализация (химия)

редактировать
Анимация титрования нейтрализации сильной кислотой и сильным основанием (с использованием фенолфталеина ). Точка эквивалентности отмечена красным.

В химии нейтрализация или нейтрализация (см. орфографические различия ) - это химическая реакция в котором кислота и основание количественно реагируют друг с другом. В реакции в воде нейтрализация приводит к отсутствию избытка ионов водорода или гидроксида в растворе. pH нейтрализованного раствора зависит от силы кислоты реагентов.

Содержание

  • 1 Значение «нейтрализации»
  • 2 Сильные кислоты и сильные основания
    • 2.1 Количественная обработка
  • 3 Слабые кислоты и сильные основания
  • 4 Слабые основания и сильные кислоты
  • 5 Слабые кислоты и слабые основания
  • 6 Применение
  • 7 Ссылки
  • 8 Дополнительная литература

Значение «нейтрализации»

В контексте химической реакции термин нейтрализация используется для реакции между кислотой и основанием или щелочью. Исторически эта реакция была представлена ​​как

кислота + основание (щелочь) → соль + вода

Например:

HCl + NaOH → NaCl + H 2O

Утверждение остается в силе, пока оно понимается. что в водном растворе вовлеченные вещества подвержены диссоциации, которая изменяет состояние ионизации веществ. Знак стрелки → используется потому, что реакция завершена, то есть нейтрализация является количественной реакцией. Более общее определение основано на кислотно-основной теории Бренстеда – Лоури.

AH + B → A + BH

Электрические заряды опускаются в таких общих выражениях, как это, поскольку каждый вид A, AH, B, или BH могут нести или не иметь электрический заряд. Конкретный пример - нейтрализация серной кислоты. В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.

H2SO4+ OH → HSO 4 + H 2O
HSO 4 + OH → SO 4 + H 2O
Итого: H 2SO4+ 2OH → SO 4 + 2H 2O

После того, как кислотный AH нейтрализован, в растворе не остается никаких молекул кислоты (или ионов водорода, образовавшихся в результате диссоциации молекулы).

Когда кислота нейтрализуется, количество добавляемого к ней основания должно быть равно количеству кислоты, присутствующей изначально. Эта величина базы называется эквивалентной суммой. При титровании кислоты основанием точка нейтрализации также может называться точкой эквивалентности. Количественный характер реакции нейтрализации наиболее удобно выражать через концентрации кислоты и щелочи. В точке эквивалентности:

объем (кислота) × концентрация (ионы H от диссоциации) = объем (основание) × концентрация (ионы OH)

В общем, для кислоты AH n при концентрации c 1 при взаимодействии с основанием B (OH) m при концентрации c 2 объемы связаны соотношением:

nv 1c1= mv 2c2

Пример нейтрализации основания кислотой следующий.

Ba (OH) 2 + 2H → Ba + 2H 2O

Применяется то же уравнение, связывающее концентрации кислоты и основания. Концепция нейтрализации не ограничивается реакциями в растворе. Например, реакция известняка с кислотой, такой как серная кислота, также является реакцией нейтрализации.

[Ca, Mg] CO 3 (s) + H 2SO4(водн.) → (Ca, Mg) (водн.) + SO 4 (водн.) + CO 2 (г) + H 2O

Такие реакции важны в химии почвы.

Сильные кислоты и сильные основания

A сильная кислота - это кислота, которая полностью диссоциирована в водном растворе. Например, соляная кислота, HCl, является сильной кислотой.

HCl (водн.) → H (водн.) + Cl (водн.)

A сильное основание - это основание, которое полностью диссоциировано в водном растворе. Например, гидроксид натрия, NaOH, является сильным основанием.

NaOH (водн.) → Na (водн.) + OH (водн.)

Следовательно, когда сильная кислота реагирует с сильным основанием, реакцию нейтрализации можно записать как

H + OH → H 2O

Для Например, в реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия ионы натрия и хлорида, Na и Cl не принимают участия в реакции. Реакция согласуется с определением Бренстеда – Лоури, потому что в действительности ион водорода существует как ион гидроксония, поэтому реакцию нейтрализации можно записать как

H3O + OH → H 2 O + H 2 O → 2H 2O

Когда сильная кислота нейтрализуется сильным основанием, в растворе не остается избыточных ионов водорода. Считается, что раствор нейтральный, поскольку он не является ни кислотным, ни щелочным. pH такого раствора близко к значению 7; точное значение pH зависит от температуры раствора.

Нейтрализация - это экзотермическая реакция. Стандартное изменение энтальпии для реакции H + OH → H 2 O составляет -57,30 кДж / моль.

Количественная обработка

Термин «полностью диссоциированный» применяется к растворенному веществу, когда концентрация продуктов его диссоциации ниже пределов обнаружения, то есть когда продукт концентрации слишком низки для измерения. Количественно это выражается как log K < -2, or in some texts log K < -1.76. This means that the value of the dissociation constant cannot be obtained from experimental measurements. The value can, however, be estimated theoretically. For example the value of log K ≈ -6 has been estimated for hydrogen chloride in aqueous solution at room temperature. Therefore, a chemical compound may behave as a strong acid in solution when its concentration is low and as a weak acid when its concentration is very high. Серная кислота является примером такого соединения.

Слабые кислоты и сильные основания

A слабая кислота - это кислота, которая не диссоциирует полностью при растворении в воде. Вместо этого образуется равновесная смесь.

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + A

Уксусная кислота является примером слабой кислоты. PH нейтрализованного раствора не близок к 7, как для сильной кислоты, но зависит от константы диссоциации кислоты, K A кислоты. Значение pH в конечной точке или точке эквивалентности титрования можно легко вычислить. В конечной точке кислота полностью нейтрализуется, так что аналитическая концентрация ионов водорода, T H, равна нулю, а концентрация конъюгированного основания, A, равна аналитической концентрации кислоты; запись AH для кислоты, [A] = T A. Когда раствор кислоты, AH, находится в состоянии равновесия, по определению концентрации связаны выражением

[A] [H] = K a [HA]; pK a = - log 10 Ka

Растворитель (например, вода) не включается в определяющее выражение, исходя из предположения, что его концентрация намного больше, чем концентрация растворенной кислоты, [H 2 O]>>T A.

Kw= [H] [OH]; pK w = −log 10Kw
pH ≈ 1/2 (pK w + pK a - log T A)

уравнение баланса массы в ионы водорода легко записать.

TH= [H] + K a [A] [H] - K w / [H]
Кривые титрования для добавления сильного основания в слабую кислоту с pK a, равным 4,85. Кривые обозначены концентрацией кислоты.

Kwпредставляет константу самодиссоциации воды, K W = [H] [OH]. Член K w / [H] равен концентрации гидроксид-ионов. При нейтрализации T H составляет 0. После перемножения обеих частей уравнения на [H], оно становится

[H] + K aTA[H] - K w = 0

и после перестановки и взятия логарифмы,

pH = 1/2 pK w - 1/2 log (1 + T A/Ka)

Для разбавленных растворов кислоты член 1 + T A/Kaравен T A/Kaс хорошим приближением.

Это уравнение объясняет следующие факты:

  • pH в конечной точке зависит в основном от силы кислоты, pK a.
  • pH в конечной точке также зависит от концентрация кислоты, T A.

. При титровании слабой кислоты сильным основанием pH повышается более круто по мере приближения к конечной точке. Наклон кривой pH в зависимости от количества титранта является максимальным, когда pH численно равен значению pK a. Конечная точка наступает при pH более 7. Следовательно, наиболее подходящим для использования индикатором является индикатор, например фенолфталеин, который меняет цвет при высоком pH.

Слабые основания и сильные кислоты

Ситуация аналогична ситуации со слабыми кислотами и сильными основаниями.

H3O + B ⇌ H 2 O + BH

pH нейтрализованного раствора зависит от константы кислотной диссоциации основания, pK a, или, что то же самое, на основе константы ассоциации оснований, pK b.

. Наиболее подходящим индикатором для этого типа титрования является индикатор, например Метиловый оранжевый, который меняет цвет при низком pH.

Слабые кислоты и слабые основания

Когда слабая кислота реагирует с эквивалентным количеством слабого основания, полной нейтрализации не происходит.

AH + B ⇌ A + BH

Концентрации веществ, находящихся в равновесии друг с другом, будут зависеть от константы равновесия K для реакции, которую можно определить следующим образом.

[A] [BH] = K [AH] [B]

Учитывая константы ассоциации для кислоты (K a) и основания (K б).

А + Н ⇌ АН; [AH] = K a [A] [H]
B + H ⇌ BH; [BH] = K b [B] [H]

следует, что K = K a/Kb.

Слабая кислота не может быть нейтрализована слабым основанием, и наоборот.

Применения

Методы химического титрования используются для анализа кислот или оснований с целью определения неизвестной концентрации. Можно использовать либо pH-метр, либо pH-индикатор, который показывает точку нейтрализации по отчетливому изменению цвета. Простые стехиометрические расчеты с известным объемом неизвестного и известным объемом и молярностью добавленного химического вещества дают молярность неизвестного.

В очистке сточных вод методы химической нейтрализации часто применяются для уменьшения ущерба, который сточные воды могут нанести при попадании в окружающую среду. Для контроля pH популярные химические вещества включают карбонат кальция, оксид кальция, гидроксид магния и бикарбонат натрия. Выбор подходящего химического вещества для нейтрализации зависит от конкретного применения.

Есть много применений реакций нейтрализации, которые являются кислотно-щелочными реакциями. Очень часто используются антацидные таблетки. Они предназначены для нейтрализации избытка желудочной кислоты в желудке (HCl ), которая может вызывать дискомфорт в желудке или нижних отделах пищевода. Это также можно исправить путем приема внутрь бикарбоната натрия (NaHCO 3).

В химическом синтезе наноматериалов теплоту реакции нейтрализации можно использовать для облегчения химического восстановления предшественников металлов.

Также в пищеварительном тракте реакции нейтрализации используются, когда пища перемещается из желудок к кишечнику. Для всасывания питательных веществ через стенку кишечника необходима щелочная среда, поэтому поджелудочная железа вырабатывает антацидный бикарбонат, вызывающий эту трансформацию.

Другое распространенное применение, хотя, возможно, не так широко известно, - это удобрения и контроль pH почвы. Гашеную известь (гидроксид кальция) или известняк (карбонат кальция) можно обрабатывать в почве, слишком кислой для роста растений. Удобрения, улучшающие рост растений, получают путем нейтрализации серной кислоты (H 2SO4) или азотной кислоты (HNO 3) газообразным аммиаком (NH 3) с образованием сульфата аммония. или нитрат аммония. Это соли, используемые в удобрении.

В промышленности побочный продукт сжигания угля, диоксид серы газ, может объединяться с водяным паром в воздухе с образованием серной кислоты, которая выпадает в виде кислотного дождя. Чтобы предотвратить выброс диоксида серы, устройство, известное как скруббер, собирает газ из дымовых труб. Это устройство сначала вдувает карбонат кальция в камеру сгорания, где он разлагается на оксид кальция (известь) и диоксид углерода. Затем эта известь вступает в реакцию с образовавшимся диоксидом серы с образованием сульфита кальция. Затем в смесь вводят суспензию извести, чтобы получить суспензию, которая удаляет сульфит кальция и любой оставшийся непрореагировавший диоксид серы.

Ссылки

  1. ^Трумаль, Александр; Липпинг, Лаури; Кальюранд, Ивари; Koppel, Ilmar A.; Лейто, Иво (2016-05-06). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». Журнал физической химии A. 120 (20): 3663–3669. Bibcode : 2016JPCA..120.3663T. doi : 10.1021 / acs.jpca.6b02253. ISSN 1089-5639. PMID 27115918.
  2. ^Стивен С. Зумдал (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin. стр. 319 –324.
  3. ^Инь, Си; Ву, Цзяньбо; Ли, Панпан; Ши, Мяо; Ян, Хун (январь 2016 г.). «Самонагревающийся подход к быстрому производству однородных металлических наноструктур». ChemNanoMat. 2 (1): 37–41. doi : 10.1002 / cnma.201500123.

Дополнительная литература

Нейтрализация описана в большинстве общих учебников химии. Подробные описания можно найти в учебниках по аналитической химии, таких как

  • Skoog, D.A; West, D.M.; Holler, J.F.; Крауч, С. (2004). Основы аналитической химии (8-е изд.). Томсон Брукс / Коул. ISBN 0-03-035523-0.Главы 14, 15 и 16

Приложения

  • Stumm, W.; Морган, Дж. Дж. (1996). Химия воды. Нью-Йорк: Вили. ISBN 0-471-05196-9.
  • Сноиинк, В.Л.; Дженкинс, Д. (1980). Водная химия: химические равновесия и скорости в природных водах. Нью-Йорк: Вили. ISBN 0-471-51185-4.
  • Миллеро, Ф.Дж. (2006). Химическая океанография (3-е изд.). Лондон: Тейлор и Фрэнсис. ISBN 0-8493-2280-4.
  • Меткалф и Эдди. Очистка, очистка и повторное использование сточных вод. 4-е изд. Нью-Йорк: McGraw-Hill, 2003. 526-532.
Последняя правка сделана 2021-05-31 05:15:33
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте